Soluzioni unità di concentrazione

LE SOLUZIONI
SOLUZIONI
Miscela fisicamente omogenea, cioè un insieme di due o
più componenti che costituiscono un’unica fase.
Componente in eccesso: solvente
Componente in minore quantità: soluto
Soluzioni gassose, liquide e solide
Solventi polari
Solventi apolari
SIMILE SCIOGLIE IL SIMILE
Soluzioni elettrolitiche
Solvatazione/idratazione
ENTALPIA di SOLUZIONE
•Processo esotermico
•Processo endotermico
Processo di dissoluzione di un solido ionico
DHsol
M+ (aq) + X- (aq)
MX(s) + H2O
DHsol: entalpia di soluzione
1. Allontanamento degli ioni: (E ret)
2. Solvatazione: DHsolvat
DHsol = Eret + DHsolvat
Eret > DHsolvat: processo endotermico
Eret < DHsolvat: processo esotermico
CONCENTRAZIONE della SOLUZIONE
La soluzione è un sistema omogeneo formato da un solvente e uno o
più soluti. La quantità relativa di un soluto in un solvente è detta
concentrazione del soluto
Modi di esprimere la concentrazione di una soluzione:
1. Massa % del soluto rispetto alla soluzione
% p/p = grammi soluto in 100 g soluzione
2. Massa di soluto nell’unità di volume di soluzione o di solvente
Molarità (M) = n. moli soluto in 1 dm3 di soluzione
Molalità (m) = n. moli di soluto in 1 Kg di solvente
Normalità (N) = n. equivalenti di soluto in 1 dm3 di soluzione
Frazione molare (x) del soluto = rapporto tra il n.moli soluto e il (n.moli di
soluto + n.moli solvente)
SOLUBILITA’ e SOLUZIONI SATURE
Solubilità: quantità massima di sostanza che, a una certa T, si
scioglie in una certa quantità di solvente dando origine ad un
sistema stabile (concentrazione di una soluzione satura)
SOLUBILITA’ dei GAS
LEGGE di HENRY: la solubilità di un gas in un liquido a
temperatura costante, è direttamente proporzionale alla
pressione parziale del gas sopra la soluzione
S = kP
k = costante di Henry
La solubilità di un gas, a pressione costante, diminuisce
con l’aumento della temperatura
Tensione di vapore delle soluzioni
LEGGE di RAOULT: Nelle soluzioni liquide ideali le pressioni parziali dei
costituenti volatili della soluzione sono proporzionali alla loro frazione
molare nella miscela liquida
Pi = xi Pi°
Pi: tensione di vapore del componente i nella soluzione = pressione parziale del
componente i nella miscela gassosa
Pi°: tensione di vapore del componente i puro
xi: frazione molare del componente i nella soluzione
Legge di Dalton: P = PA + PB
Legge di Raoult: PA = xAPA°
PB = xBPB°
P = xAPA° + xBPB°
Esercizi
Concentrazioni delle soluzioni
1. Calcolare quanti grammi di Ca(NO3)2 sono contenuti in 250 cm3 di una sua
soluzione acquosa al 25% in peso (la densità della soluzione è 1.25 g/cm3).
2. La soluzione di H2SO4 usata per la carica degli accumulatori ha una densità di
1.260 g/cm3 ed è al 35.5% in peso. Calcolare quanti grammi e quante moli di
H2SO4 puro sono contenuti in 0.500 dm3 della soluzione.
3. 125.0 g di KOH solido sono sciolti in acqua e la soluzione portata a 500 cm3.
Calcolare la concentrazione molare della soluzione.
4. 0.250 g di Zn(NO3)2 sono sciolti in acqua e la soluzione portata a 150 cm3.
Calcolare la concentrazione dello ione Zn2+ e dello ione NO3- in soluzione.
5. 0.550 g di CuSO4.5H2O sono sciolti in 225 g di acqua. Calcolare la molalità
della soluzione.
6. 15.0 g di K2Cr2O7 sono sciolti in tanta acqua da avere 0.500 dm3 di soluzione.
Si calcoli il peso equivalente del sale e la normalità della soluzione quando il
bicromato funziona da ossidante in ambiente acido.
7. Calcolare il volume di acqua che si deve aggiungere a 0.500 dm3 di una
soluzione 1.78.10-2 M di HCl per ottenere una soluzione 3.16.10-3 M
dell’acido. I volumi si considerano additivi.
8. Per preparare 2.00 dm3 di una soluzione 0.50 M di H2SO4 si diluisce con
acqua una soluzione dell’acido al 96% (d=1.835 g/cm3). Si calcoli il volume
dell’acido al 96% che deve essere diluito con acqua.
9. Calcolare la massa di KOH necessaria per neutralizzare 50.0 cm3 di una
soluzione 2.10 M di HCl.
10.12.5 cm3 di una soluzione acquosa di NH3 sono titolati con 22.0 cm3 di una
soluzione 0.555 M di HCl. Calcolare la concentrazione della soluzione di
ammoniaca.
11.HCl gassoso fu sciolto in 100.0 cm3 di una soluzione 5.50.10-2 M di NaOH. La
soluzione risultante, che conteneva ancora un eccesso di NaOH, fu titolata
con 10.2 cm3 di H2SO4 1.21.10-2 M. Si calcoli il volume (misurato alle c.n.) di
HCl che è stato sciolto nella soluzione.
LE PROPRIETÁ COLLIGATIVE
Le soluzioni diluite presentano alcune proprietà fisiche la cui
variazione risulta sperimentalmente essere indipendente dalla natura
del soluto e solo dipendente dal numero di particelle di soluto
presenti nella soluzione.
Tali proprietà sono dette
proprietà colligative
abbassamento della tensione di vapore
innalzamento ebullioscopico (cioè del punto di ebollizione)
abbassamento crioscopico (cioè del punto di congelamento)
pressione osmotica
In generale se con D indichiamo la generica variazione di tali
proprietà possiamo scrivere
D proprietà = K  c
vi è una proporzionalità diretta tra una proprietà colligativa e la
concentrazione c del soluto nella soluzione in esame.
Il modo di esprimere c deve essere opportunamente scelto in
base alla proprietà considerata.
Molalità
Molarità
Frazione molare
PRESSIONE OSMOTICA
Consideriamo la dissoluzione di una certa sostanza in un solvente.
Le molecole, ovverosia gli ioni, diffondono nel solvente anche contro
la gravità tendendo ad occupare tutto il volume che hanno a
disposizione.
Questo moto di diffusione genera una pressione detta pressione
osmotica  che può essere messa in evidenza se a contatto con la
soluzione viene messa una membrana permeabile alle molecole del
solvente ma impermeabile alle particelle di soluto.
Quando una membrana semipermeabile viene frapposta tra un
solvente puro e una soluzione (solvente + soluto) si manifesta il
fenomeno osmotico
Si definisce pressione osmotica  di una soluzione:
la pressione che si deve esercitare al di sopra della soluzione per
prevenire il diffondere di solvente puro nella soluzione attraverso
una membrana semipermeabile
Legge di van’t Hoff
La legge che governa la pressione osmotica di soluzioni diluite
V = n RT
da cui:
 = RT c (c = molarità)
 = pressione osmotica
Jacobus Henricus van 't Hoff
Rotterdam (1852) - Steglitz (1911)
Premio Nobel per la Chimica 1901
c = concentrazione specie in soluzione
la pressione osmotica di una soluzione è proporzionale
alla sua molarità
·V=n·R·T
i vari parametri hanno il medesimo significato che avevano
nell’equazione di stato dei gas ideali
=
n·R·T
V
=M·R·T
Per 2 stati diversi della soluzione vale
1 V1
2 V2
T1 = T2
Volumi uguali
di soluzioni
diverse
ma aventi
tutte la stessa
A temperatura
costante
valgono
le relazioni
pressione osmotica contengono alla stessa temperatura lo stesso
1 V1 = di
1di/csoluto.
2V
2
1 = 2 /c2
numero
particelle
Due soluzioni aventi uguale pressione osmotica si dicono isotoniche e se
non si verificano fenomeni di dissociazione o associazione presentano la
stessa molarità.
Se il soluto è un elettrolita forte che si dissocia in n ioni, allora il numero di
particelle presenti è n volte la concentrazione molare. Perciò:
 · V = n ·n · R · T
Elettrolita
FORTE
 = M ·n · R · T
 V = n [1+(n-1)a]RT
Elettrolita
DEBOLE
 = M [1+(n-1)a]RT
a: grado di dissociazione;
n: n. di moli iniziali;
n(1-a): n. di moli indissociate;
nan: n. di moli dissociate
Esempio 1. Calcolare la pressione osmotica di una soluzione 0,30
M di zucchero ad una temperatura di 20°C.
·V=n·R·T
R = 0,0821 l atm mol-1 K-1
=
n·R·T
V
=M·R·T
T = 20°C = 20 + 273,15 = 293 K
 = 0,30 mol/l · 0,0821 l atm mol-1 K-1 · 293 K = 7,2 atm
Pressione Osmotica e Sangue
• Le pareti cellulari sono
membrane semipermeabili
• La pressione osmotica non
puo’ cambiare, altrimenti le
cellule vengono danneggiate
• Il flusso di acqua da un
globulo rosso verso l’ambiente
deve essere all’equilibrio
5% glucosio e 0.9% NaCl
Osmosi e Globuli Rossi
Soluzione Isotonica
La soluzione esterna
ha la stessa
concentrazione dei
globuli rossi
Soluzione Ipertonica
La concentrazione
della soluzione
esterna e’ piu’ alta
Raggrinzimento
Soluzione Ipotonica
La concentrazione
della soluzione
esterna e’ piu’ bassa
Emolisi
Il Caso del Marinaio Naufrago
Un marinaio naufraga su un’isola deserta
senza acqua dolce da bere. Sa che i soccorsi
arriveranno in 8 giorni, ma che senz’acqua
puo’ sopravvivere solo per 7 giorni.
Con il vento a favore tuttavia, la nave di
salvataggio arriva gia’ dopo 5 giorni, ma
trova il marinaio morto sulla spiaggia.
Cosa e’ successo?
Sperando di sopravvivere piu’ a lungo, il marinaio
ebbe la pessima idea di bere acqua del mare
ABBASSAMENTO della TENSIONE di VAPORE
Sopra la superficie di ogni liquido e solido sono presenti molecole
allo stato di vapore in equilibrio dinamico con il liquido stesso.
La pressione del vapore è detta tensione di vapore, è caratteristica
di ogni sostanza ed aumenta con la temperatura.
Quando la tensione di vapore raggiunge il valore della pressione
atmosferica il liquido bolle e la temperatura corrispondente è la
temperatura di ebollizione.
Miscele ideali di 2 liquidi
La tensione di vapore della miscela è data
dalla somma dei prodotti delle tensioni di vapore dei 2 componenti puri
per le rispettive frazioni molari
Legge di Raoult
P = XA · P°A + XB · P°B
P
tensione di vapore della soluzione
P°A , P°B tensione di vapore rispettivamente dei componente A e B puri
XA , XB frazioni molari di A e B
Abbassamento della tensione di vapore
Quando la tensione di vapore di uno dei 2 componenti è trascurabile,
se ad es. il soluto è un solido e il solvente un liquido, allora
P = Xsolvente · P°solvente + Xsoluto · P°soluto
P°soluto~ 0
P = Xsolvente · P°solvente
Xsolvente + Xsoluto = 1
Xsolvente = 1 – Xsoluto
P = (1 – Xsoluto) · P°solvente = P°solvente – P°solvente · Xsoluto
DP = P°solvente – P = P°solvente · Xsoluto
INNALZAMENTO EBULLIOSCOPICO
ABBASSAMENTO CRIOSCOPICO
Conseguenze dell’abbassamento della tensione di vapore delle soluzioni sono
l’abbassamento del punto di congelamento e l’innalzamento del punto di ebollizione.
Queste variazioni sono indipendenti dalla natura del soluto e dipendono dal
numero di particelle presenti, nel caso di soluzioni diluite di non-elettroliti sono
direttamente proporzionali alla molalità m del soluto.
DTcr = kcr · m
DTeb = keb · m
DTcr variazione del punto di congelamento
DTeb variazione del punto di ebollizione
m molalità
kcr costante crioscopica o abbassamento molale del punto di congelamento
keb costante ebullioscopica o innalzamento molale del punto di ebollizione
kcr costante crioscopica
keb costante ebullioscopica
 Variazione dovuta ad una mole di
soluto per 1000 g di solvente puro.
 Sono caratteristiche di ciascun
solvente. Es: H2O kcr = 1.86 °Ckg/mol
e keb = 0.52 °Ckg/mol
DTcr = Tsolvente – Tsoluzione
variazione del punto di congelamento
DTeb = Tsoluzione – Tsolvente
variazione del punto di ebollizione
Elettroliti
forti
DTcr = ikcr · m
DTeb = ikeb · m
i: indice di Van’t Hoff → n° moli di ioni che si formano per
dissociazione
Esempio 2. Una soluzione ottenuta sciogliendo 3,0 g di un non
elettrolita in 120 g di acqua congela a –0,801°C. L’abbassamento
molale del punto di congelamento dell’acqua è di 1,86°C.
Calcolare il peso molecolare del non elettrolita.
DTcr = kcr · m
DTcr
m= k
cr
kcr = 1,86 °C · kg/mol
DTcr = (0 – (- 0,801)) °C = 0,801 °C
m=
m=
=
0,801 °C
= 0,431 mol/ kg
1,86 °C · kg/mol
nsoluto
1000 gr solvente
=
gsoluto
g.mole · 1000 gr solvente
3,0 g soluto · 1000 g solvente
g.mole =
m=
nsoluto
1000 gr solvente
g.mole · 120 g solvente
25,0 g soluto
= 58 g/mol
0,431mol
=
25,0 g soluto
g.mole
DP = P°solvente – P = P°solvente · Xsoluto ;
·V=n·R·T;
P = XA · P°A + XB · P°B
=M·R·T
DTcr = kcr · m
DTcr = Tsolvente – Tsoluzione
DTeb = keb · m
DTeb = Tsoluzione – Tsolvente
Dissociazione e associazione
abbassamento della pressione parziale di vapore
P = i P° X
innalzamento della temperatura di ebollizione
DTeb = i keb m
abbassamento della temperatura di congelamento DTcr = i kcr m
pressione osmotica
i > 1: dissociazione
i < 1: associazione
 = i RT M
Esercizi
Proprietà colligative
1. Calcolare la tensione di vapore a 30°C di una soluzione acquosa contenente
un composto organico (C8H8O) all’11.2 % in peso.
2. Calcolare il numero di molecole di acqua contenute in un recipiente di 5.0
dm3 saturo di vapor d’acqua a 25°C.
3. Calcolare l’abbassamento della tensione di vapore a 20°C di una soluzione
0.100 M in cloroformio di un composto organico di PM 248.5 (densità della
soluzione a 20°C = 1.519 g/cm3). La tensione di vapore del CHCl3 a 20°C è
6.46.103 Pa.
4. L’analisi di un composto organico ha dato i seguenti risultati: C = 18.3%; H =
0.51%; Br = 81.2%. 0.795 g di questa sostanza sono sciolti in 23.7 g di
cloroformio e la soluzione bolle a 61.53°C a 1.01.105 Pa. Trovare la formula
molecolare del composto.
5. Calcolare di quanto si abbassa la temperatura di congelamento dell’acqua
quando in 100 g di acqua sono sciolti rispettivamente 25 g di CH3OH, 25 g di
glicerolo [C3H5(OH)3] e 25 g di NaCl.
6. Sciogliendo 0.860 g di LiI in 50 g di acido acetico glaciale il punto di
congelamento dell’acido si abbassa di 0.25°C. Calcolare il PM medio di LiI.
7. Una soluzione acquosa di acido benzoico (C6H5COOH) al 10% in peso ha
una densità di 1.050 g/cm3. Calcolare la pressione osmotica della soluzione
a 22°C.
8. Una soluzione 0.112 M in benzene di una sostanza A è isotonica, alla
medesima temperatura, con una soluzione in benzene 0.083 M di un
composto B che si dissocia parzialmente secondo la reazione:
B
2C
Si calcoli il coefficiente i di Vant’Hoff per il composto B.
9. Si deve preparare una soluzione fisiologica di glucosio (C6H12O6) in acqua
che abbia la stessa pressione osmotica del sangue a 37°C (7.50 atm). Si
calcoli quanti grammi di glucosio occorre sciogliere per ogni litro di
soluzione.
10. Calcolare la differenza di pressione osmotica esistente tra una soluzione
0.125 M di glucosio e una 0.086 M di cloruro di sodio a 298 K.